El curso de Química General, como una continuidad del curso de Introducción a la Química, constituye el conjunto de conocimientos conceptuales físico-químicos básicos e imprescindibles, que le permitirán al alumno profundizar los mismos, en los futuros cursos de grado de química durante el desarrollo de su carrera. Este curso tiene articulación directa, en mayor o en menor medida con todos los cursos de grado de química y físico-química. Teniendo en cuenta que es el primer curso en el que se realizan actividades prácticas de resolución de problemas y de laboratorio en forma sistemática y programada, el sujeto de aprendizaje debe adquirir destreza y habilidad en estas actividades prácticas con las precauciones del caso, particularmente en la manipulación de materiales de laboratorio, drogas, equipamientos, etc..

SINTÉTICO

Tema 1: Constitución de la materia.
Tema 2: Energía radiante. Modelos atómicos.
Tema 3: Estado gaseoso. Gas ideal. Gases reales.
Tema 4: Teoría mecanocuántica. Descripción de los orbitales del átomo de hidrógeno.
Tema 5: Atomos polielectrónicos. Principio de construcción de la tabla periódica.
Tema 6: Tabla periódica. Tendencia en la variación de propiedades.
Tema 7: Enlace iónico y enlace covalente en moléculas diatómicas. TEV. TOM.
Tema 8: Moléculas poliatómicas.
Tema 9: Energías de interacción.
Tema 10:Estado líquido. Disoluciones. Expresión de la concentración. Propiedades coligativas.
Tema 11:Termodinámica. 1ra. Ley.
Tema 12:Aplicaciones de la termodinámica I. Termoquímica.
Tema 13:Termodinámica. 2da. y 3ra. Ley.
Tema 14:Aplicaciones de la termodinámica II. Equilibrio Químico.


ANALÍTICO

TEMA 1. CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA. Descarga eléctrica en gases a baja presión. Rayos catódicos. Propiedades. Carga específica del electrón. Rayos positivos. Propiedades. Rayos X. Propiedades. Radiactividad. Reacciones nucleares. Núcleo atómico.

TEMA 2. ENERGÍA RADIANTE. Origen y propiedades. Características de una onda electromagnética. Espectro electromagnético. Espectros de emisión y de absorción. Espectro de los rayos X. Ley de Moseley. Número atómico. Carga nuclear y neutrones. Número másico.
Modelos atómicos. Modelo de Rutherford para el átomo de hidrógeno. Modelo de Bohr. Espectro de emisión del hidrógeno, series de líneas. Ecuación de Rydberg. Comportamiento de la luz como partícula. Efecto fotoeléctrico.

TEMA 3. ESTADO GASEOSO. Propiedades de los gases. Medida de la materia gaseosa. Concepto de gas ideal. Efecto de la presión a temperatura constante, ley de Boyle-Mariotte. Efecto de la temperatura a presión constante y a volumen constante, leyes de Charles-Gay-Lussac. Coeficiente de dilatación. Temperatura absoluta. Ecuación general de estado para gases ideales. Constante R. Mezcla de gases, ley de las presiones parciales de Dalton. Velocidad de difusión, ley de difusión de Graham. Gases reales. Licuación de los gases. Isotermas de Andrew, temperatura y presión críticas. Ecuación de Van der Waals.

TEMA 4. TEORÍA MECANOCUÁNTICA. Dualidad onda-partícula. Hipótesis de De Broglie. Principio de incertidumbre de Heisemberg. Interpretación de los resultados de la resolución de la ecuación de Schrodinger para el átomo de hidrógeno.
Descripción de los orbitales para el átomo de hidrógeno. Orbitales atómicos y probabilidad. Superficie límite de probabilidad constante. Números cuánticos permitidos. Energías de los orbitales del átomo de hidrógeno. Probabilidad radial. Superficies nodales, planos nodales y máximos, cálculos de los mismos. Orbitales s, p y d, forma y orientación en el espacio. Curvas de probabilidad radial en función de la distancia al núcleo.

TEMA 5. ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS. PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA. Conceptos que determinan las configuraciones electrónicas. Número cuántico de spin. Principio de exclusión de Pauli. Regla de Hund. Energía de los orbitales en átomos polielectrónicos. Configuraciones que proveen una estabilidad adicional. Separación de la tabla periódica en bloques. Orden de ocupación de los orbitales y orden real de energía de los orbitales. Series isoeléctronicas.

TEMA 6. TABLA PERIÓDICA. TENDENCIAS EN LA VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES. Intentos de clasificación. Sistema periódico moderno. Grupos y períodos. Las cuatro clases de elementos que constituyen la tabla periódica. Regularidad que se observa en la tabla periódica. Potencial de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad. Radio atómico. Radio iónico.

TEMA 7. ENLACE IÓNICO Y ENLACE COVALENTE EN MOLÉCULAS DIATÓMICAS. TEV. TOM. Enlace iónico: energía potencial coulómbica, energías de disociación y formación. Ciclo de Born-Haber. Enlace covalente. Estructuras de Lewis. Teorías sobre el enlace covalente. Teoría del enlace-valencia (TEV). Postulados. Enlaces sigma y pi. Teoría de los orbitales moleculares (TOM). Postulados. Orbitales moleculares enlazantes, antienlazantes y no enlazantes. Orbitales moleculares sigma y pi. Diagrama de energía de los orbitales moleculares para moléculas diatómicas. Moléculas diatómicas homonucleares y heteronucleares. Orden de enlace, estabilidad. Longitud de enlace. Energía de disociación. Configuraciones electrónicas moleculares. Propiedades magnéticas. Momento dipolar. Polaridad del enlace y electronegatividad. Carácter iónico parcial del enlace. Resonancia. Híbrido de resonancia. Ejemplos.

TEMA 8. MOLÉCULAS POLIATÓMICAS. Geometría experimental: longitudes de enlace, ángulos de enlace y ángulos diedros. Predicción de la forma molecular: teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV). Postulados. Tipos de distribución electrónica. Efecto de los pares aislados. Forma molecular. Ejemplos. Descripción de los tipos de enlaces. Teoría del enlace valencia en moléculas poliatómicas. Teoría de la valencia dirigida (TEV-VD). Hibridación. Reglas de la hibridación. Hibridación y geometría molecular. Modelos de hibridación: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Aplicaciones a moléculas orgánicas sencillas y a moléculas inorgánicas. Momento dipolar en moléculas poliatómicas. Moléculas que no admiten una única representación electrónica de Lewis. Ruptura de la localización. Teoría del enlace valencia-valencia dirigida. Resonancia. Energía de resonancia. Aplicación de la teoría de los orbitales moleculares a la estructura pi en este tipo de moléculas. Orbitales moleculares deslocalizados. Energía de deslocalización.

TEMA 9. ENERGÍA DE INTERACCIÓN. Ecuación general de la interacción atractiva-repulsiva. Tipos de interacción. Interacciones donde intervienen iones: interacción ión-ión. Orden de magnitud. Energía reticular. Ejemplos. Interacción ión-dipolo. Orden de magnitud. Energía de solvatación e hidratación. Ejemplos. Interacción ión-dipolo inducido. Orden de magnitud. Ejemplos. Interacciones de Van der Waals: potencial de Lennard-Jones. Interacción dipolo-dipolo. Efecto de orientación. Orden de magnitud. Ejemplos. Interacción dipolo-dipolo inducido. Efecto de inducción. Orden de magnitud. Ejemplos. Interacción dipolo inducido-dipolo inducido. Efecto de dispersión (fuerzas de dispersión de London). Orden de magnitud. Ejemplos. Interacciones puente hidrógeno. Orden de magnitud. Ejemplos. Influencia de las fuerzas de interacción sobre las propiedades de los compuestos: presión de vapor, punto de ebullición y de fusión, calor molar de vaporización, densidad, viscosidad, tensión superficial.

TEMA 10. ESTADO LÍQUIDO. Comparación de los tres estados de la materia. Propiedades. Tensión superficial. Fenómeno de mojado. Capilaridad. Medida de la tensión superficial. Viscosidad, unidades. Factores que afectan a la viscosidad. Evaporación. Calor de vaporización. Presión de vapor. Medida de la presión de vapor. Representación de la presión de vapor en función de la temperatura para un líquido puro. Punto de ebullición. Destilación.
Soluciones. Soluto y disolvente. Soluciones saturadas y sobresaturadas. Determinación de la solubilidad de sólidos en líquidos. Expresiones de la concentración. Disoluciones al tanto por ciento en peso y volumen. Normalidad. Molaridad. Formalidad. Molalidad. Fracción molar. Soluciones diluídas. Propiedades coligativas. Disminución de la presión de vapor, ley de Raoult. Aumento ebulloscópico. Descenso Crioscópico. Presión osmótica.

TEMA 11. TERMODINÁMICA. PRIMERA LEY. Objetivos y limitaciones de la termodinámica. Definiciones: sistemas, límite, ambiente. Tipos de sistemas. Propiedades de un sistema: no medibles y medibles. Propiedades extensivas e intensivas de un sistema. Cambio de estado. Camino, proceso, ciclo. Variables de estado. Primera Ley. Calor, trabajo, energía interna. Concepto de función de estado. Entalpía. Capacidad calorífica molar: CV y CP. Tipos de procesos: isocórico, isotérmico, isobárico, adiabático. Proceso cíclico. Concepto de reversibilidad. Termodinámica de un gas ideal. Experiencia de Joule. Energía interna de un gas ideal. Cálculos termodinámicos para los distintos procesos con gases ideales.

TEMA 12. APLICACIONES DE LA TERMODINÁMICA I. TERMOQUÍMICA. Aplicaciones de la primera ley al estudio de las reacciones químicas y a procesos físicos que involucran una sustancia pura. Termoquímica. Reacciones exotérmicas y endotérmicas. Especificación de la reacción y de la propiedad termodinámica. Reacciones a volumen constante y a presión constante. Leyes de la termodinámica: Ley de Lavoisier-Laplace y Ley de Hess. Calor de reacción estándar. Energía de enlace. Estimación de calores de reacción y de formación a partir de energías de enlace. Variación del calor de reacción con la temperatura. Cambios de entalpía que acompañan a los cambios de fase de una sustancia pura.

TEMA 13. TERMODINÁMICA. SEGUNDA Y TERCERA LEY. Los procesos espontáneos y la entropía. Segunda Ley. Postulados. Interpretación molecular de la entropía. Tercera Ley. Entropías absolutas. Entropía de una reacción química. Energía libre de Gibbs. Cálculo de la energía libre standard en reacciones químicas. Energía libre como criterio de espontaneidad de un proceso.

TEMA 14. APLICACIONES DE LA TERMODINÁMICA II. EQUILIBRIO QUÍMICO. Tratamiento cinético. Ley de acción de masas. Isoterma de reacción. Constante de equilibrio. Expresiones de la constante de equilibrio: KP, KC, KX . Relaciones entre ellas. Equilibrio homogéneo. Aplicaciones a reacciones químicas entre gases ideales. Equilibrio heterogéneo. Reacciones entre gases y fases condensadas. Influencia de la temperatura y la presión sobre el equilibrio. Principio de Le Chatelier-Braun. Tratamiento termodinámico. G, G° y equilibrio. Dependencia de KP con la temperatura, Ecuación de Van\'t Hoff.



PROGRAMA DE EXAMEN

BOLILLA l: Temas 1 y 8
BOLILLA 2: Temas 2 y 9
BOLILLA 3: Temas 3 y 10
BOLILLA 4: Temas 4 y 11
BOLILLA 5: Temas 5 y 12
BOLILLA 6: Temas 6 y 13
BOLILLA 7: Temas 7 y 14

A.TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO: duración 3 hs./sem. cada uno
1. Mezclas y combinaciones químicas.
2. Soluciones
3. Equivalente químico del magnesio. Volumen molar.
4. Determinación del peso molecular de una sustancia por crioscopía.
5. Medición de la viscosidad de un líquido.
6. Equilibrio Químico. Principio de Le Chatelier-Braun.

B.TRABAJOS PRÁCTICOS DE AULA: duración 6 hs./sem. (dos prácticos semanales de 3 hs. cada uno)
El alumno desarrollará 24 clases en las cuales trabajará en la resolución de problemas de aplicación sobre los temas desarrollados en la parte teórica.

PARA APROBAR EL CURSO, EL ALUMNO DEBERÁ CUMPLIR CON LOS SIGUIENTES REQUISITOS:
a. Asistir al 80% de las clases teóricas.
b. Asistir al 80% de los prácticos de aula.
c. Realizar y aprobar el 100% de los trabajos prácticos de laboratorio.
d. Aprobar el 100% de los exámenes parciales.

1. TRABAJOS PRÁCTICOS
Los trabajos prácticos consisten en prácticos de aula y prácticos de laboratorio. La aprobación de los mismos implica que el alumno demuestre un conocimiento claro del tema, alcanzando los objetivos fijados. La evaluación de los prácticos de laboratorio se realizará mediante un cuestionario.

2. RECUPERACIONES DE LOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO
El alumno que reprobó un trabajo práctico tendrá derecho a recuperarlo en una o dos oportunidades, bajo las siguientes condiciones:
a. Primera recuperación: tendrá derecho a ella el alumno que tenga aprobados como mínimo el 70% (o fracción entera inferior) de los trabajos prácticos realizados durante el cuatrimestre.
b. Segunda recuperación: tendrá derecho a ella el alumno que, luego de la primera recuperación tuviera aprobado el 90% (o fracción entera inferior) de los trabajos trabajos prácticos realizados durante el cuatrimestre.

3. EVALUACIONES PARCIALES
Para aprobar la asignatura el alumno deberá aprobar el 100% de los exámenes parciales. El alumno deberá asistir a rendir los exámenes con Libreta Universitaria o algún otro documento que acredite fehacientemente su identidad.

a. CONDICIÓN REGULAR: Se tomarán cuatro examinaciones parciales, y de acuerdo a la Ordenanza Nro. 003/86, el alumno tendrá derecho a cuatro recuperaciones en fechas a fijar por la cátedra. Los exámenes parciales constarán de veinte preguntas, diez teóricas y diez prácticas. Para aprobar el alumno deberá contestar correctamente como mínimo siete preguntas de la parte práctica (según condiciones preestablecidas) y sumar un total de catorce respuestas correctas.

b. CONDICIÓN PROMOCIÓN SIN EXÁMEN FINAL: Se tomarán cuatro examinaciones parciales, y de acuerdo a la Ordenanza Nro. 001/91, el alumno tendrá derecho a una única recuperación en fecha a fijar por la cátedra. Los exámenes parciales constarán de veinte preguntas, diez teóricas y diez prácticas. Para aprobar el alumno deberá contestar correctamente ocho preguntas de la parte práctica y ocho preguntas de la parte teórica.
Cumplidos todos los requisitos anteriormente expuestos, la nota resultará de promediar todas las notas obtenidas por el alumno en las distintas instancias. En caso de considerarlo pertinente, se tomará un coloquio integrador.

En el caso de no satisfacer alguna de las exigencias de promocionalidad, el alumno automáticamente quedará incorporado al Régimen de Alumnos Regulares.